El documento describe la teoría atómica de Dalton de 1809, que postuló que cada elemento químico está compuesto de átomos indivisibles de ese elemento. Más adelante, modelos atómicos como los de Thomson, Rutherford y Bohr explicaron que los átomos están compuestos de partículas subatómicas como electrones y núcleos. El modelo atómico actual se basa en la ecuación de Schrödinger y los números cuánticos para describir la probabilidad de encontrar electrones en diferentes orbitales alrededor del nú

1. Teoría de Dalton
Después de muchos planteamientos acerca de la constitución de la materia, solo en el año 1809,JHON DALTON
(1766,1844)un profesor ingles de química, publico una obra revolucionaria en la cual rescataba las ideas
formuladas por Demócrito y leucipo la teoría sobre la naturaleza atómica de la materia, en un intento por explicar
las leyes químicas de su época.
La teoría de Dalton se conoce como la primera TEORIA ATOMICA y comprende tres postulado:
.Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e increíbles llamada ÁTOMOS.
.Los átomos De un mismo elemento tiene PESOS Y PROPIEDADES IGUALES, pero son diferentes de los
átomos de los demás elementos. El cambio químico consiste el la combinación, o reordenamiento de átomos.
.Los átomos de distintos elementos se puede unir entre sí. En proporciones numéricas simples.
Dalton además, dio símbolos de algún elemento. ASÍ,EL símbolo del nitrógeno era Ø El del carbono ● y el de
oxígeno O.
A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases que se utilizaron para su postulación.

2. 2 MODELO DE THONSON
2.1 A mediados del siglo XVIII el estadounidense BENJAMÍN FRANKLIN (1706-1790)ESTUDIO EL FENÓMENO DE LA
ELECTRISIDAD, CONCIDO YA DESDE LA ÉPOCA DE LOS GRIEGOS Y COMPROBÓ QUE LOS RAYOS DE LAS
TORMENTAS SE ORIGUINABAN POR CARGAS ÉLECTRICAS EN EL AIRE. Más tarde, con los trabajos del físico
italiano ALESSANDRO VOLTA (1745-1827)estos conocimientos se incrementaron. Volta fue el inventor de la pila que
permitió utilizar por primera vez la corriente eléctrica. A principios del siglo pasado, el trabajo de volta fue ampliado por el
ingles MICHAEL FARADAY (1791-1867)formular las leyes de la electrolisis, la inducción electromagnética y la condición
de la electricidad en los gases
Durante muchos años, las teorías de la estructura de la materia y de la electricidad se desarrollaron independientemente,
pero s experimentos de DAVY y FARADAY hicieron pensar que existían claras relaciones entre la física y la química.
Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron admitiendo la teoría de DALTON. Sin embargo en esta
época se realizaron numerosos descubrimientos que hicieron necesario el desarrollo de nuevas teorías atómicas
Los primeros experimentos realizados con gases sometidos a bajas presiones y a una diferencia de potencial de
algunos miles de voltios, fueron realizados por el científico ingles WILLIAN CROOKES mediante dispositivos llamados
TUBOS DE DESCARGA que sirvieron para el descubrimiento de electrón,

3. 2.2 los tubos de descargaCrookes aplico fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectados en los
extremos de u tubo con gas enrarecido. Cuando la descarga era lo
suficientemente grande, se observaban ráfagas de imágenes luminosas en el aire
que ocupaba el tubo. Si en ves de aire había otro gas la luz tomaba un color
diferente
Si se eliminaba el gas que se eliminaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a
pesar de que la corriente eléctrica seguía produciendo rayos invisibles.
Estos rayos recibieron el nombre de RAYOS CATODICOS porque siempre iban del
electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo).A demás estos rayos
siempre se trasmitían en línea recta.
En 1897, el ingles JOSEPH THOMSON (1856-1940) dilucido la naturaleza exacta de
los rayos catódicos. Observo que los rayos catódicos eran desviados de su
trayectoria rectilínea tanto por campo eléctricos como magnéticos. Como la luz
ordinaria no es afectada por un imán, estos rayos poseían una propiedad de la
materia y no de la luz. Así postulo que los rayos catódicos eran una haz de
partículas negativas a las cuales llamo. ELECTRONES. Thomson hizo pasar estos
rayos a través de campos eléctricos y magnéticos determinando así la velocidad
con la que viajaban y la relación carga/masa entre ellos
El echo de que los electrones se pudieran obtener desde el cátodo metálico del
tubo de descarga, es decir, de la materia demostraba qué estas partículas eran
parte de los átomos: el átomo indivisible de Dalton como teoría pasada ala
historia

4. 2.3. DESCUBRIMIENTO DEL
DALTON
En 1886 EUGEN GOLDSTENIN (1850-1930) un tubo de rayos catódicos con el
cátodo perforado y observo otro tipo de rayos que procedían del ánodo;
estos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior
de este. A estos rayos les llamo RAYOS CANALES: tenían las propiedades de
desviarse por campos eléctricos y magnéticos su carga era positiva y su
relación carga/masa era mucho menor que el valor obtenido para la de los
electrones y despendía del gas que tuviera el tubo.
Mas tarde se comprobó que los rayos canales eran partículas positivas y que
su masa dependía del gas encerrado dentro del tubo

5. 2.4. MODELO DE THOMSON
 El reconocimiento de electrones y protones como partículas
fundamentales de los átomos, permitido a Thomson proponer una nueva
teoría atómica conocida como el MODELO ATOMICO DE THOMSON
recordemos que en ciencias, un modelo corresponde a la imagen mental
o ala representación física que simula algún fenómeno que no podemos y
vivenciar directamente.
 El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad
fundamental de toda materia que es neutra y que esta formad por igual
cantidad de partículas con carga positiva y con carga negativa .

6. 3.5. MODELO ATOMICO DE RUTRHERFORT
 DESCUBRIMIENTO DEL NUCLEO
 En 1909 el neozelandés ERNEST RUTHRFORD (1872-19379)llevo a cabo un
experimento que demostró que los átomos no eran esferas solidas indivisibles como
proponía Dalton. Rutherford diseño un dispositivo mediante el cual bombardeaba
laminas muy finas de oro con las partículas alfa emitidas por materiales radiactivos.
Observo que la mayoría de las partículas atómicas atravesaban la lamina metálica
como si esta no existiera y solo unas pocas chocaban con el metal y rebotaban. La
magnitud de estas desviaciones no era la misma para todas las partículas y unas
pocas eran fuertemente repelidas y su trayectoria se invertía en 180ª (figura 8)
 Basándose en estos resultados, RUTHERFORD postulo que cada átomo tenia una
zona central densa y pequeña a la cual llamo NUCLEO ATOMICO. El núcleo
atómica debía ser positivo puesto que las partículas alfa también positiva eran
rechazadas al chocar contra los núcleo de los átomos del metal.
 De esta manera el modelo atómico que postulo Rutherford deja claro que LOS
ATOMOS TIENEN UN NUCLEO CENTRAL CARGADO POSITIVAMENTE Y EN EK SE REUNE
LA MAYOR PARTE DE A MASA ATOMICA Y WU LOS ELECTRONES SE MUEVEN EN
TORNO AL NUCLEO OCUPANDO UN GRAN ESPASIO VACIO PARA FORMAR EL
VOLUMEN TOTAL DEL NUCLEO (Figura9) la carga negativa de los electrones
contrarresta la carga positiva del núcleo por lo cual el ATOMO ES NEUTRO

7. 3.6.inconsistencias del modelo de
Rutherford
 De acuerdo con los supuestos de la física clásica toda partícula acelerada
como es el caso del electrón cuando gira describiendo una orbita emite
energía de forma de radiación electromagnética. En consecuencia el
electrón perdería energía de forma continua y daría lugar a espectros de
emisión continuos lo cual esta en contradicción con lo que se observa en
la realidad
 Por otra parte la perdida continua de energía provocaría que los
electrones que moverse cada vez mas rápido y a distancia del núcleo
cada vez mas cortas hasta que finalmente terminaran precipitándose en
el núcleo (catástrofe atómica) por lo tanto los átomos no seria estables
mientras que la realidad es que si lo son. En definitiva si se aceptaban
como validos los principios de la física clásica el modelo de RUTHEFORD
debía der desechado

8. 3.7.DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON
 RUTHERFORD basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenia
una carga de +2(2protones) y una masa d 4 veces mayor que la del
protón y que además la masa de los electrones era muchísimo menor a la
de los protones predijo que debían existir partículas neutras sin carga y con
una masa cercana a la del protón. Años mas tarde, en 1932 el ingles
JAMES CHADWICK (1891-1974) comprobó al bombardear átomos de berilio
con partículas alfa de alta energía la emisión de de partículas neutras: los
MEUTRONES.

9. 3.8.ISOTOPÒS
 Se llama NÙMERO ATÒMICO (Z) al numero de protones que tiene un
átomo y NÙMERO MÀSICO (A) al número de nucleones (protones y
neutrones) que tiene un átomos
 A pesar de tener el mismo numero de protones dos átomos de un mismo
elemento pueden tener diferente numero de neutrones. De esta manera
los átomos de un electrón siempre tienen el mismo numero atómico pero
pueden tener distinto numero másico. Se llaman ISÒTOPOS a los átomos
de un mismo elemento que se diferencia en su numero másico. Un
electrón químico esta formado generalmente por una mezcla de isotopos.

10. 4 MODELO ATMICO DE BOHR
 4.1. LA HISTORIA DE PLANK
 En 1900, el alemán MAX PLANK revoluciono los conceptos de la época al
explicar el fenómeno de la energía radiante
 En un informe presentado ante la sociedad Alemana de física propuso las
siguiente hipótesis:
 La materia esta formada por partículas (moléculas ,átomos
,electrones,etc) que oscilan emitiendo energía en forma de radiación
electrónica
 La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor sino
tan solo algún valores que son múltiplos de una cantidad discreta de
energía llamada CUANTO
 EL valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la
radicación emitida. Tanto la energía de un cuanto como la frecuencia se
relacionan matemáticamente
 la energía solo puede absorberse o omitirse en cuantos completos, es
decir la energía total emitida o absorbida será al numero entero de
cuantos o paquetes de energía

11. 4.2.MODELO ATOMICO DE BOHR
 En 1913, el físico danés NIELS BOHR (1885-1962)basandoce en las
hipostesias de Planck realizo otros experimentos para formular un nuevo
modelo atómico que resolvía el problema de la inestabilidad del átomo
de Rutherford
 En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por
Rutherford pero e utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de
energía introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento
del electrón
 Aunque los electrones giran alrededor del núcleo no todas las orbitas que
describen son estables sino tan solo un numero limitado de ellas. E decir. El
electro no puede moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a
distancia determinada.
 Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable no emite energía los
electrones solo pueden ganar o perder energía cuando saltan de una
orbita a otra
 El modelo de Bohr postula entonces que el movimiento de los electrones
esta condicionada a ciertas orbitas de energía definida. Las orbitas
descritas por un electrón o grupo de electrones tiene una determinada
distancia del núcleo. Así mientras mas lejos se encuentre un electrón del
núcleo mayor será su energía

12. 5 MODELO ATOMICO ACTUAL
 EL MODELO ATOMICO ACTUAL se construye bajo ,os siguientes supuestos:
 1todo electrón es movimiento lleva asociada una onda . El
comportamiento del electrón se describe mediante una ecuación
llamada ECUACION DE ONDA.
 2 puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón durante todo el
tiempo se emplean probabilidades para indicar su posición velocidad
energía etc.
 3 la energía de los electrones sesta cuantiada es decir solo puede tener
ciertos valores y no puede tener ningún otro

13. 5.1.LS ECUACIÒN DE SCHÖDINGER Y
LOS NÙMEROS CUANTICOS
 EN 1926 el físico austriaco ERWIN Schrödinger (1887-1961) describió el
comportamiento del electrón de un átomo de acuerdo con consideraciones
estadísticas.
 Schrödinger considero que la trayectoria definida del electrón según Bohr
debe sustituirse por la PROBABILIDAD de hallarlo en una zona del espacio
atómico esta probabilidad es también la densidad electrónica o nube de
carga electrónica de modo que las regiones ene las que existe una alta
probabilidad de encontrar al electrón son las zonas de alta densidad
electrónica . Bajo este planteamiento los estados de energía permitidos para
ele electrón en ele átomo, llamados ORBITALES quedan escritos por medio de
cuatro números cuánticos
 La ecuación de onda tiene varias soluciones cada una de las cuales describe
una posible situación del electro en una región determinada del átomo y con
cierta energía. Las distintas soluciones de la ecuación se obtiene introduciendo
los números cuánticos cuyos valores varían en la misma. Estas soluciones
pueden representaré gráficamente por ser funcione s matemáticas. Las
graficada delimitan una región del espacio entorno al núcleo donde la
probabilidad de encontrar un electrón es elevada. Tradicionalmente se llama
ORBITAL a cada una de estas zonas. Así un orbital es una región del átomo
donde la probabilidad de hallar un electrón con cierta energía es elevada.

14. 5.2. LOS NÙMEROS CUÀNTICOS
 para describir las características de un electrón situado en un
determinada orbital se necesitan cuatro números cuánticos que se
representan mediante las letras n,l,m,ms El significado físico de estos
números así como los valores que pueden tomar se describen de la
siguiente manera:
 NÙMEROS CUÀNTICOS PRINCUPAL (N)
 Esta relacionado con la energía del electrón para el átomo de hidrogeno
la energía depende solo de n si n aumenta la distancia del elctron al
núcleo y la energía que esta partícula posee también se incrementa los
valores que puede tomar n están limitados a los números naturales:
1,2,3,etc.
 NÙMERO CUANTICO SECUNDARIO(1)
 Designa la forma del orvital los posibñes valores de 1 dependen de n de
modo que para cada valor de n el numero cuantico 1 puede tomar los
valores comprendidos entre 0yn-1 por EJEMPLO si n =4 el numero 1puede
tomar valores: 0,12,y,3 se acostubra a simbolizar con letras los valores
numericos que puede tomar el numero cuantico 1, según:
 Numero cuantico secundario 0,1,2,3,4: simbolo del orvital s,p,d,f,g,